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Estructura de la materia
- 1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA Profesora Raquel Pérez Química 2º Bachillerato
- 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA Modelos atómicos
- 3. Ideas para un esquema
- 4. DEMÓCRITO 460 a. C.-370 a. C. La materia está formada por átomos (del griego ἄτομον 'sin partes, indivisible') No es un modelo científico No fue tomado en consideración Teoría atomista La materia es discontinua
- 5. ARISTÓTELES 384 a. C.-322 a. C. La materia está formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego. No es un modelo científico Fue tomado en consideración durante 20 siglos La materia es continua Más tarde se añadió el éter o quintaesencia para explicar el vacío
- 7. MODELO ATÓMICO DE DALTON 1803 La materia está formada por átomos Los átomos son partículas indivisibles. La materia es discontinua Es el primer modelo científico
- 10. THOMSON Rayos catódicos Los rayos catódicos hacen girar una rueda de palas tienen masa Los rayos catódicos son desviados con campos electromagnéticos hacia la placa positiva tienen carga negativa Aparecen unos rayos luminosos que “salen” del cátodo (polo -): rayos catódicos Experimentos con tubos de descarga de gases. Gas encerrado en un tubo previamente vacío y sometido a una diferencia de potencial eléctrico. Los rayos catódicos son los electrones Si los átomos tienen electrones no son indivisibles
- 11. MODELO ATÓMICO DE THOMSON 1904 Masa + con e- incrustados: pastel de pasas
- 12. Tubos de descarga de gases Descubrimiento de los e-
- 14. RUTHERFORD Experimento Bombardea una lámina de oro con partículas a (He2+)
- 15. RUTHERFORD Experimento La mayor parte de las partículas atraviesan sin desviarse (lo esperado). Algunas se desvían Hay algo con carga + Unas pocas rebotan Hay algo con mucha masa Resultados esperados + Resultados obtenidos
- 16. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 1911 (Neutrones n0) Núcleo Protones p+ Núcleo con partículas + y toda la masa Electrones girando en órbitas circulares a gran distancia Corteza: electrones e- + 10-14 m 10-10 m Chadwick. 1932
- 17. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Carga y masa
- 18. Tubos de descarga de gases Descubrimiento de los e- Experimento lámina de oro Algunas partículas a rebotan
- 19. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Fallos Describe el movimiento del electrón con las mismas leyes que explican el movimiento de la Luna o de una pelota: física clásica. Una carga en movimiento emite energía de forma continua El electrón debería caer sobre el núcleo Una carga en movimiento emite energía de forma continua Los espectros de emisión deberían ser continuos
- 20. Espectro electromagnético: conjunto de ondas electromagnéticas ordenadas según su frecuencia y/o su longitud de onda Luz visible: ondas electromagnéticas con longitudes de onda entre 380 y 760 nm ESPECTROS ATÓMICOS Ondas electromagnéticas
- 21. Elongación (y) Distancia de un punto a la posición de equilibrio La elongación máxima es la amplitud Amplitud (A) Máxima distancia de un punto a la posición de equilibrio Foco ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS Características
- 22. Foco Longitud de onda () Distancia entre dos puntos consecutivos que se encuentran en el mismo estado de vibración ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS Características
- 23. Foco Periodo (T) Tiempo que tarda un punto en realizar una vibración completa Tiempo que tarda la onda en avanzar una longitud de onda ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS Características
- 24. Frecuencia () Número de vibraciones que se producen en 1 s. S.I.: Hz Velocidad de propagación: c = 3·108 m·s-1 Para una distancia cualquiera Para una distancia igual a la longitud de onda ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS Características Cte MRU
- 25. ESPECTROS ATÓMICOS Luz blanca. Espectro continuo. Cuando pasa la luz blanca a través de un prisma óptico se separan las distintas ondas que la forman. Espectro continuo todas las ondas
- 26. Espectro discontinuo solo algunas ondas rayas ESPECTROS ATÓMICOS Espectros de absorción y emisión Los átomos absorben y después emiten radiación electromagnética, solo algunas frecuencias características de cada elemento químico.
- 27. ESPECTROS ATÓMICOS Algunos ejemplos de espectros de emisión
- 29. ESPECTROS ATÓMICOS Llamas de colores
- 30. ESPECTROS ATÓMICOS Llamas de colores. Aplicaciones.
- 31. ESPECTROS ATÓMICOS Llamas de colores. Aplicaciones. https://pbs.twimg.com/media/CMzbcYeWcAI-aRM.jpg:large
- 32. ESPECTROS ATÓMICOS ¿Por qué se producen?
- 33. ESPECTROS ATÓMICOS Fórmula de Balmer 1885 No se basa en ningún modelo atómico Rydberg, espectroscopista, completa él estudio a todo el espectro. Balmer encuentra una lógica a las líneas del espectro visible del H R (constante de Rydberg) = 10 973732 m-1 n y m: números enteros naturales, m>n, sin significado En rayas del espectro visible (Balmer) n=2
- 34. TEORÍA DE PLANCK Mecánica cuántica ¿Cuantizado? Valores múltiplos del mínimo Solo son posibles ciertos valores Valor mínimo, indivisible. Los cambios no son continuos, son discretos
- 35. TEORÍA DE PLANCK 1900 La energía de la radiación electromagnética está cuantizada: cuantos La radiación electromagnética se emite en forma de pequeñas cantidades elementales: fotones. E: energía de un fotón de una radiación electromagnética de frecuencia Ecuación de Planck: h (constante de Planck) = 6,626·10-34 J·s Física clásica vs Física cuántica Mundo macroscópico vs Mundo atómico
- 36. ECUACIÓN DE PLANCK Ejercicios Pág. 34 29. El electrón-voltio es una unidad energética que se usa a menudo a escala atómica. Se define como la energía de un electrón bajo una diferencia de potencial eléctrico de un voltio. A partir de la carga del electrón (1,6·10-19 C) y conociendo que la energía potencial eléctrica se puede hallar como: Ep = q DV ¿podrías hallar la equivalencia de un eV en unidades del SI? 30. La longitud de onda de una radiación amarilla es 579 nm. Calcula la energía de un fotón de dicha radiación en eV y en julios y la energía de un mol de fotones idénticos.
- 37. BOHR 1885-1962
- 38. MODELO ATÓMICO DE BOHR 1913 1º Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias (sin emitir energía). 2º Postulado: Sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón es múltiplo de h/2p: n = 1, 2, 3, 4… número cuántico 3º Postulado: Los electrones pueden pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía en forma de radiación electromagnética.
- 39. MODELO ATÓMICO DE BOHR Cálculos Radio de las órbitas Energía del electrón
- 40. MODELO ATÓMICO DE BOHR Cálculos Diferencia de energía asociada al cambio de órbita ¡Fórmula de Balmer!
- 41. MODELO ATÓMICO DE BOHR Series espectrales
- 42. Tubos de descarga de gases Descubrimiento de los e- Experimento lámina de oro Algunas partículas a rebotan Planck: mecánica cuántica Espectros atómicos
- 43. MODELO ATÓMICO DE BOHR Valoración Permite realizar cálculos Deducción teórica de la fórmula de Balmer Ruptura mundo macroscópico (continuo) mundo atómico (cuantizado) Explica espectros Resultados satisfactorios sólo átomo de H Avances técnicas espectroscopía: más rayas. Espectros con campos magnéticos y eléctricos: más rayas Mezcla física clásica y física cuántica Aciertos Fallos
- 44. MODELO ATÓMICO DE BOHR Ejercicios Pág. 35 31. Usando la fórmula de Rydberg o la deducida del modelo de Bohr, calcula la energía de ionización de un átomo de hidrógeno (supón que el electrón pasa de la primero órbita a otra infinitamente lejos del núcleo). 32. El potencial de ionización (o energía de ionización) del hidrógeno es 1310 kJ/mol. Explica si la radiación ultravioleta de = 50 nm, al incidir sobre átomos de hidrógeno gaseoso y en el estado fundamental, provocará su ionización. Mirar: 2 ejem. pág 20 Hacer: 70
- 46. Bohr órbita circular 1 radio 1 nº cuántico 1 nivel energético 1 raya espectro Sommerfeld órbita elíptica 2 radios 2 nº cuánticos Varios niveles: subniveles varias rayas espectro MOD. ATÓMICO BOHR- SOMMERFELD 1916
- 47. MOD. ATÓMICO BOHR- SOMMERFELD Subniveles de energía Seguían sin explicarse todas las líneas de los espectros…
- 48. NATURALEZA DE LA LUZ Dualidad onda-corpúsculo La luz es una onda: difracción, interferencias… La luz es un conjunto de partículas (corpúsculos): Planck (fotones), Einstein (efecto fotoeléctrico)... Los científicos aceptaron que la luz tiene una doble naturaleza: ondulatoria y corpuscular. Nunca se manifiestan a la vez. Célula fotoeléctrica
- 49. HIPÓTESIS DE LOUIS DE BROGLIE 1924 Hace extensiva la dualidad onda-corpúsculo a toda la materia Ecuación de de Broglie : longitud de onda de la onda asociada a una partícula de masa m que se mueve con una velocidad v
- 50. HIPÓTESIS DE LOUIS DE BROGLIE Consecuencias El e- se mueve alrededor del núcleo como una onda En la onda circular tiene que haber un número entero de : L = n 2pr = n Sólo son posibles ciertas órbitas: cuantización
- 51. HIPÓTESIS DE LOUIS DE BROGLIE Consecuencias Ecuación de de Broglie Reordenando: ¡2º postulado de Bohr! 1927 difracción de un haz de e- La luz se desvía ante campos gravitatorios intensos La luz no sale de los agujeros negros
- 52. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG 1925 Es imposible medir simultáneamente y con precisión absoluta, el valor de dos magnitudes relacionadas. En el caso del e- es imposible medir simultáneamente y con precisión absoluta, su posición y su cantidad de movimiento Dx: error en la medida de la posición Dp: error en la medida de la cantidad mov. Los errores de medida nunca son 0
- 53. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Consecuencias Independientemente de los aparatos de medida, el hecho de medir altera la medida Nunca podremos conocer con exactitud la posición del e- Ya no se puede hablar de órbitas de los e-. Hay que estudiar la posición de los e- con probabilidad
- 55. Modelo Mecanocuántico Utiliza la mecánica cuántica Ondulatorio Describe al e- como una onda que vibra alrededor del núcleo (de Broglie) Probabilístico Estudia la posición, energía, velocidad, etc. del e- en términos de probabilidad (Heisenberg) MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER 1926
- 56. MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER Orbitales : función de onda = orbital atómico (analogía con órbita) : función matemática que describe el movimiento del e- como una onda El electrón es una nube alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre es mayor. Ecuación de onda: Ecuación diferencial cuya incógnita es 2: probabilidad de encontrar al e-
- 57. Tubos de descarga de gases Descubrimiento de los e- Experimento lámina de oro Algunas partículas a rebotan Planck: mecánica cuántica Espectros atómicos de Broglie: movimiento ondulatorio de e- Heisenberg: imposible conocer posición e- Probabilidad
- 58. MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER Comparación con modelo de Bohr Bohr posición concreta Órbita 1 número cuántico Schrödinger zona de probabilidad Orbital 3 números cuánticos Radios órbitas de Bohr = máxima probabilidad Schrödinger Resultados satisfactorios sólo átomo de H e iones hidrogenoides (He+, Li2+)
- 59. Al resolver la ecuación de Schrödinger sólo son permitidas ciertas funciones de onda u orbitales. Las funciones de onda permitidas dependen de 3 números cuánticos n define el nivel energético n y l definen el subnivel energético n, l y m definen el orbital atómico Dirac (1929) incorporó la teoría de la relatividad. 4º número cuántico: s Por fin quedaban explicadas todas las rayas de los espectros MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER Números cuánticos
- 60. NÚMEROS CUÁNTICOS Símbolo, nombre, valores y significado • Número cuántico principal • n = 1, 2, 3, 4… • Determina el tamaño del orbital y parte de la energía n • Número cuántico secundario o azimutal • l = 0, 1, 2… (n-1) • Determina la forma del orbital y parte de la energía l • número cuántico magnético • m = -l … 0 … +l • Determina la orientación del orbital y la energía con campos magnéticos m • número cuántico de spin • s = +1/2 y -1/2 • Determina el sentido de giro del e- sobre sí mismo s
- 61. Las letras s, p, d, f proceden de los nombres que dieron los espectroscopistas a los distintos grupos de líneas espectrales: • sharp: líneas nítidas pero de poca intensidad • principal: líneas intensas • difuse: líneas difusas • fundamental: líneas frecuentes en muchos espectros NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO Notación característica l = 0: orbital s l = 1: orbital p l = 2: orbital d l = 3: orbital f
- 62. ORBITALES ATÓMICOS Representación Representación de 2 mediante diagramas de densidad de puntos Probabilidad 99%
- 63. ORBITALES ATÓMICOS Formas (pág 29)
- 64. ORBITALES ATÓMICOS Sus números cuánticos n l m orbital 1 0 2 0 1 3 0 1 2 0 0 -1, 0, +1 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 1s 2s 3s 2px, 2py, 2pz 3px, 3py, 3pz 3dx2-y2, 3dz2, 3dx-y, 3dx-z, 3dy-z
- 65. Conferencia Solvay 1927 La mayor concentración de genios de la historia
- 66. Conferencia Solvay 1927 29 asistentes. 17 premios Nobel
- 67. NÚMEROS CUÁNTICOS Ejercicios Pág. 37 y 38 77. Justifica si es posible o no que existan en un átomo electrones con los siguientes números cuánticos: a) (2, -1, 1, ½) b) (2, 1, -1, ½) c) (3, 1, 2, ½) d) (1, 1, 0, -½) 82. Indica los posibles valores de los tres primeros números cuánticos correspondientes a los orbitales 2p y 4d. 92. Contesta a estas preguntas a) ¿En qué se parecen los orbitales 1s y 2s de un átomo’ b) ¿En qué difieren los orbitales del apartado anterior? Hacer: 88 y 93
- 68. ¿DE QUÉ ESTÁ HECHA LA MATERIA?